1. Podstawy termodynamiki

Układ termodynamiczny to dowolnie wybrana część wszechświata, której zachowanie jest rozpatrywane na podstawie zasad termodynamiki. Pozostały świat to Otoczenie termodynamiczne. Typowe układy termodynamiczne to np. wnętrze silnika, naczynie z gazem lub cieczą, w którym zachodzi jakaś interesująca przemiana, lub np. obszar całej elektrowni, dla którego określa się przepływy ciepła.

Układy termodynamiczne dzieli się na:

• otwarte - wymienia z otoczeniem energię i masę,

• zamknięte - wymienia z otoczeniem energię, nie wymienia masy,

• izolowane - nie wymienia z otoczeniem ani energii ani masy.

Otoczenie termodynamiczne , skrótowo otoczenie, inaczej środowisko to wszystko co nie należy do układu termodynamicznego

Pierwsza zasada termodynamiki – jedno z podstawowych praw termodynamiki, jest sformułowaniem zasady zachowania energii dla układów termodynamicznych. Zasada stanowi podsumowanie równoważności ciepła i pracy oraz stałości energii układu izolowanego

Dla układu zamkniętego zasadę można sformułować w postaci:

Zmiana energii wewnętrznej układu zamkniętego jest równa energii, która przepływa przez jego granice na sposób ciepła lub pracy

gdzie: ΔU – zmiana energii wewnętrznej układu,

Q – energia przekazana do układu jako ciepło,

W – praca wykonana na układzie.

Druga zasada termodynamiki stwierdza, że w układzie termodynamicznie izolowanym istnieje funkcja stanu zwana entropią S, której zmiana ΔS w procesie adiabatycznym spełnia nierówność , przy czym równość zachodzi wtedy i tylko wtedy, gdy proces jest odwracalny.

W uproszczeniu można to wyrazić też tak:

"W układzie termodynamicznie izolowanym w dowolnym procesie entropia nigdy nie maleje"

Funkcja stanu to w termodynamice funkcja zależna wyłącznie od stanu układu, czyli od aktualnych wartości jego parametrów, takich jak masa, liczność materii, temperatura, ciśnienie, objętość i inne.

Wartość funkcji stanu z definicji nie zależy od jego historii, tzn. tego co działo się z nim wcześniej. Wynika z tego bezpośrednio inna podstawowa własność funkcji stanu:

Zmiana wartości funkcji stanu zależy tylko od stanu początkowego i końcowego układu, a nie od sposobu w jaki ta zmiana została zrealizowana.

W praktyce stosuje się zwykle następujące funkcje stanu:

1. objętość właściwa, (v),

2. energia wewnętrzna (U),

3. entropia (S),

4. energia swobodna A = U - TS,

5. entalpia H = U + pV,

6. entalpia swobodna G = U - TS + pV,

7. egzergia, (b),

8. wielki potencjał kanoniczny Ω = F − μN

9. potencjał chemiczny

10. stężenie molowe dla reakcji chemicznych

11. aktywność molowa.

Funkcje stanu są najczęściej wielkościami konceptualnymi, tj. takimi których nie możemy bezpośrednio zmierzyć i dla których określenia konieczna jest pewna procedura zawierająca różne założenia i konwencje.

Proces samorzutny w termodynamice nazywany też czasem naturalnym to proces, który można zrealizować bez konieczności wykonywania pracy nad układem.

Procesom samorzutnym towarzyszy zawsze zwiększenie entropii. Procesy w których entropia się zmniejsza nigdy nie są samorzutne. Wynikiem procesu samorzutnego jest zawsze wykonanie przez układ pewnej pracy. Procesy niesamorzutne nie mogą wykonać pracy - wręcz przeciwnie do ich zajścia potrzebne jest wykonanie na nich pewnej pracy.

Proces wymuszony, proces, dla którego ΔG > 0 nie może przebiegać samorzutnie ( procesy wymuszone). Zmniejszenie entalpii swobodnej układu jest, zatem związane z równoczesnym zwiększeniem entropii układu i otoczenia.

Potencjał chemiczny – pochodna cząstkowa energii wewnętrznej po liczbie cząstek, przy stałej objętości i entropii układu. Oznaczany jest przez μ lub μ_i. Może być również definiowany jako pochodna cząstkowa innej funkcji stanu: entalpii, energii swobodnej czy entalpii swobodnej po liczbie cząstek, przy czym pochodna jest obliczona przy zachowanych innych parametrach: ciśnieniu czy też temperaturze. Pojęcie to wprowadził do nauki w 1875 r J.W. Gibbs.

Zmienna intensywna, wielkość intensywna lub parametr intensywny w fizyce i chemii to dowolna wielkość fizyczna, która nie zależy od wielkości układu (rozmiary geometryczne, objętość) lub liczby cząsteczek układu, jego masy itp.

Zmienna ekstensywna(wielkość ekstensywna, parametr ekstensywny) w fizyce i chemii to dowolna wielkość fizyczna, której wartość jest proporcjonalna do rozmiarów układu. Oznacza to, że wartość ta, obliczona dla układu złożonego z rozłącznych podukładów, jest sumą wartości obliczonych dla podukładów. Innymi słowy, jeśli układ u możemy podzielić na dwa podukłady, u₁ i u₂, to wielkość fizyczna S jest ekstensywna wtedy i tylko wtedy, gdy niezależnie od sposobu przeprowadzenia podziału zachodzi równość:

przy czym S[u] jest wielkością zmiennej S w układzie u ; analogicznie, prawa strona równania zawiera wielkości obliczone w odpowiednich podukładach.

Aktywność stężeniowa lub krótko aktywność, w termodynamice chemicznej to efektywne stężenie substancji.

a = γc

gdzie: a - aktywność (stężeniowa),

γ - współczynnik aktywności,

c - stężenie.

Współczynnik aktywności to bezwymiarowy współczynnik pozwalający przeliczyć wielkości fizyczne o charakterze stężenia obliczane na podstawie ilości substancji i wielkości układu lub ciśnieniemierzone w sposób mechaniczny na wielkości o charakterze termodynamicznym nazywane aktywnością. Dla układów idealnych (gaz doskonały, roztwór doskonały) w których nie występują (lub mogą być pominięte) oddziaływania pomiędzy parami cząsteczek, a także w przypadku układów bardzo rozcieńczonych (niskie stężenie lub ciśnienie) współczynniki aktywności są równe jedności.

1. Równowagi fazowe

Reguła faz lub reguła faz Gibbsa – zależność obowiązująca dla każdego układu będącego w równowadze termodynamicznej, łącząca liczbę faz w układzie, liczbę składników niezależnych oraz liczbę stopni swobody:

gdzie:

• s - liczba stopni swobody, czyli liczba zmiennych intensywnych, które można zmieniać bez jakościowej zmiany układu (bez zmiany liczby faz w równowadze)

• α - liczba niezależnych składników, a więc takich, które nie dają się określić za pomocą zależności chemicznych poprzez stężenia innych składników (niezależnych).

• β - liczba faz, a więc postaci materii jednorodnej chemicznie i fizycznie (np. roztwór, faza gazowa, kryształy o określonym składzie)

Równanie Clausiusa-Clapeyrona opisuje zależność między zmianą ciśnienia a zmianą temperatury wzdłuż krzywej fazowej przemiany fazowej dla układu jednoskładnikowego:

gdzie: dp/dT – pochodna ciśnienia po temperaturze w warunkach równowagi przemiany

fazowej (wzdłuż krzywej przemiany fazowej),

L – ciepło przemiany fazowej,

T – temperatura,

ΔV – zmiana objętości w wyniku przemiany fazowej.

Równanie umożliwia określenie zmiany temperatury przemiany fazowej przy zmianie ciśnienia lub zmianę ciśnienia przemiany przy zmianie temperatury.

Podczas parowania i sublimacji następuje wzrost objętości (gaz ma większą objętość niż ciecz), co przy dodatniej wartości temperatury T i ciepła przemiany fazowej L prowadzi do wniosku, że wraz ze wzrostem temperatury rośnie też ciśnienie pary nasyconej lub wzrost ciśnienia powoduje wzrost temperatury przemiany fazowej.

Podczas przemiany ciała stałego w ciecz dla większości substancji też następuje wzrost objętości, co skutkuje wzrostem temperatury przemiany, przy wzroście ciśnienia. Niektóre substancje (np woda) zmniejszają temperaturę podczas topnienia, co skutkuje tym, że wzrost ciśnienia powoduje zmniejszenie temperatury przemiany fazowej.

Diagram fazowy układu jednoskładnikowego.

Równowagi fazowe w układach wielofazowych

Prawo podziału Nernsta albo krótko prawo podziału określa sposób, w jaki dowolna substancja chemiczna ulega podziałowi pomiędzy dwie oddzielone od siebie, ale pozostające w kontakcie fazy objętościowe (ośrodki). Układy, w których może zaistnieć równowaga podziałowa (rodzaj równowagi dynamicznej), to np. gazy lub pary rozdzielone membraną półprzepuszczalną, gaz i ciecz oraz dwie ciecze niemieszające się lub oddzielone membraną.

Prawo podziału Nernsta wyraża się wzorem:

gdzie: K_X(12) - stała podziału substancji X pomiędzy fazy "1" i "2" (zwana też współczynnikiem podziału), [X]_i - stężenie substancji X w fazie "i"

Ekstrakcja – operacja służąca do rozdzielenia mieszanin ciał stałych i ciekłych. Rozdział następuje przez rozpuszczenie niektórych składników mieszaniny w cieczach, zwanych rozpuszczalnikami. Proces ekstrakcji może zachodzić w układach dwufazowych ciało stałe – ciecz lub ciecz – ciecz.

1. Zjawiska powierzchniowe

Napięcie międzyfazowe jest to wartość skuteczna napięcia elektrycznego pomiędzy dwoma wybranymi przewodami fazowymi w układzie trójfazowym. W przypadku idealnym (napięcia sinusoidalnie zmienne, symetria faz) wartość ta jest  razy większa od wartości napięcia fazowego.

Napięcie powierzchniowe – zjawisko fizyczne występujące na styku powierzchni cieczy z ciałem stałym, gazowym lub inną cieczą. Zjawisko to polega na powstawaniu dodatkowych sił działających na powierzchnię cieczy w sposób kurczący ją tak, że zachowuje się ona jak sprężysta błona. Napięciem powierzchniowym nazywa się również wielkość fizyczną ujmującą to zjawisko ilościowo. Zjawisko to ma swoje źródło w siłach przyciągania pomiędzy molekułami cieczy. Występuje ono zawsze na granicy faz termodynamicznych, dlatego zwane jest też napięciem międzyfazowym.

Zwilżanie, rozpływanie się cieczy na powierzchni ciała stałego, związane z wzajemnym oddziaływaniem cząsteczek na granicy sąsiadujących z sobą trzech faz: stałej, ciekłej i gazowej. Ciecz zwilża ciało stałe, gdy oddziaływanie między cząsteczkami ciała stałego a cieczy (adhezja) jest większe od napięcia powierzchniowego cieczy. Ciecz dąży wtedy do powiększenia powierzchni kontaktu z ciałem stałym, co przejawia się m.in. w tworzeniu menisku wklęsłego.

Adhezja (łac. przyleganie) - łączenie się ze sobą powierzchniowych warstw ciał fizycznych lub faz (stałych lub ciekłych).

Adhezji nie należy mylić z kohezją, która jest zjawiskiem związanym z oddziaływaniami międzycząsteczkowymi występującymi "w głębi" a nie na powierzchni danego ciała.

Miarą adhezji jest praca przypadająca na jednostkę powierzchni którą należy wykonać aby rozłączyć stykające się ciała.

CIŚNIENIE KAPILARNE- ciśnienie pod zakrzywioną powierzchnią cieczy. Wypadkowa siła napięcia powierzchniowego oddzieloną przez powierzchnię przekroju.

Menisk (gr. menískos zdrobn. od méne "księżyc") jest to powierzchnia rozdzielająca od siebie dwie fazy płynne – gaz i ciecz lub dwie, niemieszające się z sobą ciecze. Menisk przybiera kształt płaskiej powierzchni, wycinka sfery lub hiperboloidy, lub też w szczególnych przypadkach kombinacji wycinka sfery i hiperboloidy.

Kształt menisku i kierunek jego wypukłości zależy od:

• w przypadku dwóch cieczy: wypadkowej energii powierzchniowej obu stykających się faz

• w przypadku układu – ciecz-gaz od wypadkowej energii powierzchniowej ścianek naczynia i sumarycznego napięcia powierzchniowegolustra cieczy (oprócz własności samej cieczy jest też zależny od rozmiarów lustra cieczy, który wynika z przekroju naczynia).

Włoskowatość zjawisko wywołane siłami działającymi między drobinami ciał stałych i ciekłych, polegające na wznoszeniu się do różnej wysokości w naczyniach i rurkach o różnej średnicy cieczy znajdującej się w równowadze»

Kondensacja kapilarna - kondensacja zachodząca na powierzchni zawierającej kapilar o niewielkiej średnicy.

Zjawisko kondensacji spontanicznej występuje przy ciśnieniu pary cieczy równemu ciśnieniu pary nasyconej, p_s. Kondensacja kapilarna następuje przy ciśnieniu niższym niż ciśnienie pary nasyconej. Ciśnienie kondensacji kapilarnej można określić na podstawie równania Kelvina. Dla niektórych rodzajów porów (zob. mezopory a także adsorpcja) zapełnienie i opróżnienie (ewaporacja kapilarna) następuje przy różnych ciśnieniach - zjawisko to nazywamy histerezą kapilarną. Przeciwieństwem obniżenia ciśnienia kondensacji nad powierzchnią wklęsłą (wnętrze poru) jest jego podwyższenie nad powierzchnią wypukłą (powierzchnia ziarna ciała stałego pokryta warstewką adsorbatu, powierzchnia kropli cieczy).

Adsorpcja — to proces wiązania się cząsteczek, atomów lub jonów na powierzchni lub granicy faz fizycznych, powodujący lokalne zmiany stężenia. Adsorpcji nie należy mylić z absorpcją, która jest procesem wnikania do wnętrza fazy. Adsorpcję, absorpcję i wymianę jonową przyjęło się wspólnie nazywać procesami sorpcji.

Desorpcja - proces odwrotny do sorpcji, polegający na uwalnianiu cząsteczek, atomów lub jonów z powierzchni lub z masy jednej ciągłej fazy fizycznej do drugiej.

Desorpcji sprzyjają:

• podwyższenie temperatury;

• zmniejszenie stopnia dyspersji

• zmniejszenie stężenia adsorbowanych jonów

Izoterma Langmuira to podstawowa izoterma adsorpcji wprowadzona w 1916 r. przez Irvinga Langmuira, laureata nagrody Nobla w 1932 r.

Ta teoria kinetyczna zakłada, że adsorbat może tworzyć na powierzchni adsorbentu tzw. monowarstwę cząsteczek oddziaływających z miejscami adsorpcyjnymi (oddziaływanie "pionowe") a nie oddziaływajacymi (albo słabo oddziaływającymi) ze sobą (oddziaływania "poziome"). Cząsteczki adsorbatu obecne w fazie gazowej uderzają w powierzchnię - prawdopodobieństwo zaadsorbowania rośnie wraz z dostępną wolną powierzchnią. Zaadsorbowane cząsteczki charakteryzuje pewne prawdopodobieństwo desorpcji (proces przeciwny do adsorpcji). Oba prawdopodobieństwa zależą od temperatury i wielkości energii adsorpcji. Wraz z ciśnieniem rośnie częstość uderzeń cząsteczek w powierzchnię, a wraz z ilością zaadsorbowanych cząsteczek maleje dostępna powierzchnia.

W założeniach równania jest: brak możliwości tworzenia wielowarstwy, stałość energii adsorpcji (powierzchnia energetycznie jednorodna, czyli homogeniczna), zaniedbywalność oddziaływań bocznych.

równanie izotermy Langmuira 

gdzie: a - adsorpcja rzeczywista, a_m - wielkość adsorpcji odpowiadająca zapełnieniu monowarstwy, K - stała równowagi adsorpcji, p - ciśnienie adsorbatu

Histereza – w naukach przyrodniczych, zjawisko zależności aktualnego stanu układu od stanów w poprzedzających chwilach. Inaczej – opóźnienie w reakcji na czynnik zewnętrzny..

Tzw. histereza kapilarna dotyczy izoterm adsorpcji na materiałach porowatych posiadających pory w kształcie otwartych obustronnie cylindrów lub butelek i oznacza inny przebieg adsorpcji (przy podwyższaniu ciśnienia adsorbatu) i desorpcji (przy obniżaniu ciśnienia). Zjawisko to jest wykorzystywane m.in. do badania struktury porowatych ciał stałych.

1. Elektrochemia

Równanie Nernsta – podstawowa zależność elektrochemiczna wyrażająca równowagowy potencjał elektrody (E) względem jej potencjału standardowego (E⁰) i stężenia substancji biorących udział w procesie elektrodowym.

Ogólna postać równania:

lub dla temperatury 298 K i rozcieńczonych roztworów, przy założeniu, że współczynnik aktywności jonów jest równy 1:

gdzie:

• R - stała gazowa równa 8.314 J·K^-1 mol^-1

• T - temperatura wyrażona w kelwinach

• z - liczba elektronów wymienianych w reakcji połówkowej

• a - aktywność molowa indywiduów chemicznych biorących udział w reakcji elektrodowej

• F – stała Faradaya równa 96485 C·mol^-1

• [red] – stężenie molowe formy zredukowanej

• [ox] – stężenie molowe formy utlenionej

Ogniwo elektrochemiczne, ogniwo galwaniczne, układ służący do zamiany energii procesów elektrochemicznych na energię elektryczną.

Ogniwo elektrochemiczne składa się z dwóch układów redoks wraz z zanurzonymi w nich elektrodami (są to tzw. półogniwa) oraz drutu łączącego elektrody. Układy te mogą znajdować się w tym samym roztworze (wówczas zanurzone są w nim dwie różne elektrody) lub w różnych roztworach, przedzielonych porowatą przegrodą albo połączonych kluczem elektrolitycznym.

Elektroliza — w chemii i fizyce - ogólna nazwa na wszelkie zmiany struktury chemicznej substancji, zachodzące pod wpływem przyłożonego do niej zewnętrznego napięcia elektrycznego. W węższym zakresie pojęcie to obejmuje tylko procesy rozkładu.^[1] Elektrolizie towarzyszyć może (choć nie musi) szereg dodatkowych zjawisk, takich jak dysocjacja elektrolityczna, transport jonów doelektrod, wtórne przemiany jonów na elektrodach i inne. W sensie technologicznym przez elektrolizę rozumie się wszystkie te procesy łącznie.
Elektroliza zachodzi w układach, w których występują substancje zdolne do jonizacji, czyli rozpadu na jony. Samo zjawisko jonizacji może być wywołane zarówno przyłożonym napięciem elektrycznym, jak i zjawiskami nie generowanymi bezpośrednio przez prąd - dysocjacją elektrolityczną autodysocjacją, wysoką temperaturą, czy działaniem silnym promieniowaniem.

Korozja - ogólna nazwa procesów niszczących mikrostrukturę materiału, które prowadzą do jego rozpadu. Korozja zachodzi pod wpływem chemicznej i elektrochemicznej reakcji materiału z otaczającym środowiskiem.

Ze względu na fizykochemiczny charakter środowiska rozróżnia się korozję gazową, w elektrolitach, w nieelektrolitach, atmosferyczną, ziemną i biologiczną (biokorozja). Proces korozji może zachodzić także w wyniku równoczesnego działania środowiska i in. czynników, np. korozja cierna (fretting) - korozja metali wywołana jednoczesnym oddziaływaniem środowiska i tarcia.

Przewodniki metaliczne mają budowę krystaliczną. W węzłach siatki tworzącej sieć krystaliczną metalu znajdują się dodatnio naładowane jony atomów, wykonujące ruchy drgające wokół położeń równowagi. 

Półprzewodniki - najczęściej substancje krystaliczne, których konduktywność (zwana też konduktancją właściwą) jest rzędu 10^-8 do 10⁶ S/m (simensa na metr), co plasuje je między przewodnikami a dielektrykami.

W przemyśle elektronicznym najczęściej stosowanymi materiałami półprzewodnikowymi są pierwiastki grupy IV (np. krzem, german) oraz związki pierwiastków grup III i V (np. arsenek galu, azotek galu, antymonek indu) lub II i VI (tellurek kadmu). Materiały półprzewodnikowe są wytwarzane w postaci monokryształu, polikryształu lub proszku.

Konduktywność (przewodnictwo właściwe, przewodność elektryczna właściwa) to miara zdolności materiału do przewodzenia prądu elektrycznego.

Przewodnictwo właściwe jest zazwyczaj oznaczane σ (mała grecka litera sigma).

Odwrotnością przewodnictwa właściwego jest opór właściwy.

Przewodnictwo właściwe materiału wyznaczyć można znając wymiary geometryczne i przewodnictwo elektryczne jednorodnego bloku danego materiału:

,

gdzie: G - przewodnictwo elektryczne, S - pole przekroju poprzecznego elementu, l - długość bloku.

Przewodnictwo równoważnikowe  - jest to przewodnictwo właściwe odniesione do przewodnictwa centymetrowej warstewki roztworu zawierającej jeden gramorównoważnik substancji:

                                                    

gdzie c oznacza stężenie normalne roztworu.

1. Kinetyka chemiczna

Szybkość reakcji chemicznej wyraża szybkość przybywania lub ubywania składnika w wyniku przebiegu reakcji chemicznej.

Reakcja elementarna - reakcja chemiczna, która zachodzi w jednym akcie, bez produktów pośrednich, w procesie, w którym występuje tylko jeden stan przejściowy

Przez cząsteczkowość reakcji rozumiemy ilość cząsteczek substratów biorących udział w reakcji elementarnej, ilość cząsteczek, które muszą się spotkać w jednym miejscu i czasie, by reakcja mogła nastąpić. 

Równanie kinetyczne, równanie szybkości reakcji, równanie ustalone doświadczalnie i wyrażające zależność pomiędzy szybkością reakcji chemicznej w danej temperaturze a stężeniami reagentów.
Dla wielu reakcji przyjmuje ono postać różniczkową:
v=ka^αb^βc^γ...,
gdzie: v - szybkość reakcji, k - stała szybkości reakcji zależna od temperatury, a, b, c... - stężenia reagentów.

Rząd reakcji chemicznej, rzędowość reakcji chemicznej, suma wykładników potęg, w których występują stężenia reagentów w równaniu opisującym szybkość reakcji chemicznej.

Rzędowość - liczba określająca ile atomów węgla o hybrydyzacji sp³ jest przyłączona do określonego atomu związku organicznego. Rzędowość tradycyjnie oznacza się liczbami rzymskimi.

Rzędowość ma w wielu przypadkach wyraźny wpływ na reaktywność związków organicznych. Np. trwałość rodników węglowodorowych wzrasta z ich rzędowością (co wpływa na mechanizm niektórych reakcji chemicznych), a reaktywność alkoholi i amin jako nukleofili maleje wraz ze wzrostem rzędowości.

Równanie Arrheniusa, podane przez szwedzkiego chemika Svantego Arrheniusa, wiąże ze sobą stałą szybkości reakcji z energią aktywacji i temperaturą, w której reakcja zachodzi:

gdzie:

• k - stała szybkości reakcji

• A - stała dla danej reakcji, zwana też czynnikiem przedwykładniczym

• E_a - energia aktywacji

• R - (uniwersalna) stała gazowa

• T - temperatura

Zaletą równania jest łatwa do wykorzystania w praktyce zależność liniowa między lnk i 1/T. Równanie Arrheniusa w postaci logarytmicznej przedstawia linię prostą:

Energia aktywacji jest - podawaną często w przeliczeniu na 1 mol substancji - wielkością bariery energetycznej (w skali mikroskopowej - bariera potencjału), którą musi pokonać układ reagującychindywiduów chemicznych, aby doszło do reakcji chemicznej.

Energię aktywacji dla reakcji można wyznaczyć na podstawie równania Arrheniusa, znając szybkość reakcji w różnych temperaturach:

gdzie:

• k - stała szybkości reakcji

• A - stała dla danej reakcji, zwana też czynnikiem przedwykładniczym

• R - (uniwersalna) stała gazowa

• T - temperatura

Zachodzi więc bezpośredni związek między energią aktywacji i szybkością reakcji: im E_a mniejsze, tym szybkość ta większa. Katalizatory obniżają energię aktywacji przez tworzenie kompleksów przejściowych z substratami. Oprócz tego energia ta jest zależna od wielu czynników.

PRZEPŁYW LEPKI- przepływ, w którym występuje tarcie wewnętrzne przy poślizgu warstw płynu względem siebie. Tarcie to jest określone przez współczynnik → lepkości. Lepkość powoduje pojawienie się sił stycznych między warstwami płynu poruszającymi się z różnymi prędkościami. Tarcie wewnętrzne powoduje straty energii mechanicznej i rozpraszanie jej na ciepło.

Dyfuzja - proces samorzutnego rozprzestrzeniania się cząsteczek lub energii w danym ośrodku (np. w gazie, cieczy lub ciele stałym), będący konsekwencją chaotycznych zderzeń cząsteczek dyfundującej substancji między sobą lub z cząsteczkami otaczającego ją ośrodka.

Stała szybkości reakcji to współczynniki występujące w równaniach kinetycznych, opisujących przebieg w czasie reakcji chemicznych.

W zależności od zewnętrznego rzędu reakcji chemicznej stała szybkości przyjmuje różne jednostki wg ogólnego wzoru:

Czas relaksacji – parametr układu określający szybkość powrotu układu do stanu równowagi.

Dla parametru f opisującego układ, który w stanie równowagi ma osiąga zero f_r = 0, a szybkość zmiany parametru f jest proporcjonalna do jego wartości, zachodzi

Co można wyrazić zależnością:

gdzie:

• f₀ - wartość f w stanie równowagi,

• τ - czas relaksacji

Czas połowicznego rozpadu (zaniku) (okres połowicznego rozpadu) jest to czas, w ciągu którego liczba nietrwałych obiektów lub stanów zmniejsza się o połowę. Czas ten, oznaczany symbolem T_1/2, zgodnie z definicją musi spełniać zależność:

gdzie

N(t) – liczba obiektów pozostałych po czasie t,

N₀ – początkowa liczba obiektów.

Pierwotnie czas ten dotyczył nietrwałych jąder atomowych pierwiastków (promieniotwórczych). W tym przypadku po czasie połowicznego rozpadu aktywność promieniotwórcza próbki zmniejsza się również o połowę. Okres połowicznego rozpadu dotyczy również nietrwałych cząstek. Może być wyznaczony z wykładniczego charakteru rozpadu, który w przypadku izotopów promieniotwórczychnosi nazwę prawa rozpadu naturalnego.